Билет 19. Аммиак: физические и химические свойства аммиака. Донорно-акцепторный механизм образования химической связи. Солиаммония.

Молекулярная формула аммиака NH3. Три атома водорода соединены с азотом ковалентными полярными связями (азот более электроотрицателен). В образовании связей принимают участие три неспаренных электрона азота и по одному электрону водорода. Структурная формула:

H – N – H l H Молекула аммиака имеет форму треугольной пирамиды, в вершинах которой находятся атомы азота и водорода. Угол между связями N–H около 107° Аммиак — бесцветный газ с характерным резким запахом. Легче воздуха, его можно собирать в перевернутые вверх дном сосуды. Аммиак хорошо растворяется в воде (в 1 литре воды при комнатной температуре растворяется около 700 литров аммиака). При повышенном давлении аммиак легко переходит в жидкое состояние. При последующем испарении поглощается много тепла, поэтому его используют в качестве хладагента в холодильных установках. Аммиак химически активен. Наличие у атома азота неподелённой электронной пары, не участвующей в образовании связей, делает возможным присоединение протона и образования еще одной, донорно-акцепторной связи, обозначаемой стрелкой: H l [H – N → H ]+ l H Ион аммония образуется, например, при растворении аммиака в воде: NH3 + H2O NH4+ + OH− Поэтому раствор аммиака обладает щелочными свойствами и окрашивает индикатор фенолфталеин в малиновый цвет. Аммиак взаимодействует с кислотами. Если близко поднести стеклянные палочки, смоченные концентрированным раствором аммиака и концентрированной соляной кислотой, образуется «дым» из кристалликов хлорида аммония: NH3 + HCl = NH4Cl

Аммиак горит в кислороде с образованием молекулярного азота: 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O В присутствии платины в качестве катализатора, азот аммиака окисляется до оксида азота (II): 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O Эта реакция используется в производстве азотной кислоты и азотных удобрений. 10%-ный раствор аммиака в воде используется в медицине под названием «нашатырный спирт». При нагревании аммиак разлагается (реакция обратная синтезу): 2NH3 N2 + 3H2

Билет 20. Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель. Восстановитель (на примере двух реакций).

Окислительно-восстановительные реакции протекают с изменением степени окисления. Широко распространенными реакциями этого типа являются реакции горения. Также сюда относятся реакции медленного окисления (коррозия металлов, гниение органических веществ). Степень окисления элемента показывает число смещенных (притянутых или отданных) электронов. В простых веществах она равна нулю. В бинарных соединениях (состоящих из 2-х элементов) равна валентности, перед которой ставится знак (поэтому иногда ее называют «условным зарядом»). В веществах, состоящих из 3-х и более элементов, степень окисления можно рассчитать с помощью уравнения, взяв неизвестную степень окисления за «икс», а общую сумму приравняв к нулю. Например, в азотной кислоте HNO3 степень окисления водорода +1, кислорода −2, получаем уравнение: +1 + x −2 • 3 = 0 x = +5 Элемент, присоединяющий электроны, называется окислителем. Элемент, являющийся донором электронов (отдающий электроны), называется восстановителем. _2 e−_ l ↓ Fe0 + S0 = Fe+2S−2 При нагревании порошков железа и серы образуется сульфид железа. Железо является восстановителем (окисляется), сера — окислителем (восстанавливается). S0 + O20 = S+4O2−2 В этой реакции сера является восстановителем, кислород окислителем. Образуется оксид серы (IV) Можно привести пример с участием сложного вещества: Zn0 + 2H+1Cl = Zn+2Cl2 + H20↑ цинк — восстановитель, водород соляной кислоты — окислитель. Можно привести пример с участием сложного вещества и составить электронный баланс: Cu0 + 4HN+5O3 = Cu+2(NO3)2 + 2H2O + 2N+4O2↑ конц. Cu0 − 2e− → Cu+2 2 1 — восстановитель N+5 + 1e− → N+4 2 — окислитель